Главная подгруппа V группы..Азот презентация

N 2e 5e
–
–
Азот может принимать степени окисления:
–3, +1, +2, +3, +4, +5

Электронная формула
валентной оболочки азота
2s22p3

Образование молекулы азота

Тройная связь
в молекуле азота

Азот
David.Monniaux
N
N
N2
Физические свойства
Азот – газ без цвета, запаха и вкуса, немного легче воздуха.
Не поддерживает горение и дыхание.
Малорастворим в воде и органических растворителях.
t кип= -196°C; t пл. -210° C

Д. Резерфорд
1749–1819 гг.
К. Шееле
1742–1786гг.
Впервые газ, который не поддерживает дыхание и горение, получили
в 1772 г. английский учёный
Д. Резерфорд и шведский учёный К. Шееле.

А. Лавуазье
1778–1825 гг.
В 1787 году этот же газ обнаружил в воздухе А. Лавуазье, который и дал ему название азот, что в переводе с латинского значит «безжизненный».

Степени окисления
азота
0
N2
1+
N2O
3+
NO
2+
HNO3
4+
5+
HNO2
NO2
3-
NH3

Чилийская селитра (NaNO3)

Химические свойства
При взаимодействии с металлами и водородом азот является окислителем.
6Li + N2 = 2Li3N
Свободный азот реагирует в обычных условиях только с литием, образуя нитрид.

Азот взаимодействует с водородом при высоких температурах, наличии катализатора и высоком давлении с образованием аммиака.
Азот за счёт прочной тройной связи очень плохо взаимодействует с другими веществами.
N2 + 3H2 = 2NH3 +Q

N2 + O2 = 2NO – Q
При взаимодействии с кислородом азот является восстановителем.

В природе азот содержится в основном
в атмосфере — 78% по объёму или 75,5% по массе.

Азот — жизненно важный элемент, так как входит в состав белков и нуклеиновых кислот.
Без белка нет жизни,
а без азота нет белка.
Yikrazuul
Все основные части клеток тканей организма построены из молекул, в состав которых входит азот.

Организм животного содержит
1–10% азота от общей массы тела, больше всего азота содержится в шерсти, волосах, рогах — около 15%.

Круговорот азота в природе

В производстве азот получают из воздуха, переведённого в жидкое состояние.

Получение азота
В лабораториях его можно получать
1. По реакции разложения нитрита аммония:
NH4NO2 → N2↑ + 2H2O
https://www.youtube.com/watch?time_continue=57&v=HqVOzshgGpg
2. Нагревание смеси дихромата калия и сульфата аммония (в соотношении 2:1 по массе).
K2Cr2O7 + (NH4)2SO4 = (NH4)2Cr2O7 + K2SO4
(NH4)2Cr2O7 →(t) Cr2O3 + N2↑ + 4H2O
https://www.youtube.com/watch?v=COS5rFocaTA
3. Пропускание аммиака над оксидом меди (II) при температуре ~700°С:
2NH3 + 3CuO → N2↑ + 3H2O + 3Cu

Применение азота
Производство аммиака и производство азотной кислоты
Холодильные установки, производство удобрений, в медицине, в быту (нашатырный спирт)

Аммиак
Физические свойства
Аммиа́к — NH3, нитрид водорода — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ядовит.
Растворимость NH3 в воде чрезвычайно велика — около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в 1 объёме воды.

Получение аммиака
В лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония:
NH4Cl + NaOH = NH3↑ + NaCl + H2O
(NH4)2SO4 + Ca(OH)2 = 2NH3↑ + CaSO4 + 2H2O
https://www.youtube.com/watch?time_continue=3&v=xKVpspVsfJQ

Химические свойства аммиака
Восстановительные свойства
NH3 – сильный восстановитель.
1. Горение аммиака (при нагревании)
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2О
2. Каталитическое окисление амииака (катализатор Pt – Rh, температура)
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O

Взаимодействие с водой и кислотами
NH3 + Н2О ↔ NН4 ОН
NH3 + HCl = NH4Cl
2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4

Соли аммония
1. Вступают в обменную реакцию с кислотами и солями:
(NH4)2SO4 + Ba(NO3)2 → BaSO4 ↓ + 2NH4NO3
(NH4)2CO3 + 2HCl → 2NH4Cl + Н2O + CO2 ↑
2. Взаимодействуют с растворами щелочей с образованием аммиака – качественная реакция на ион аммония:
NH4Cl + NaOH → NaCl + NH3 ↑ + Н2O
3. Разлагаются при нагревании
NH4Cl → NH3↑ + HCl

Азотная кислота

HNO3
Состав. Строение. Свойства.
H
O
N
O
O
—
—
степень окисления азота
валентность азота
+5
IV
химическая связь
ковалентная полярная
Азотная кислота – бесцветная гигроскопичная жидкость,
c резким запахом, «дымит» на воздухе, неограниченно
растворимая в воде. tкип. = 83ºC..

Азотная кислота – бесцветная гигроскопичная жидкость, c резким запахом, «дымит» на воздухе, неограниченно растворимая в воде. tкип. = 83ºC..

При хранении на свету разлагается на оксид азота (IV), кислород и воду, приобретая желтоватый цвет:
4HNO3 = 4NO2 + O2 + 2H2O
Азотная кислота ядовита.

Химические свойства азотной кислоты
Азотная кислота проявляет все типичные свойства кислот.
Кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными
оксидами, с основаниями, амфотерными гидроксидами, с солями.
2HNO3 + CuO = Cu(NO3)2 + H2O
6HNO3 + Al2O3 = 2Al(NO3)3 + 3H2O
2HNO3 + Zn(OH)2 = Zn(NO3)2 + 2H2O
2HNO3 + (NH4)2CO3 = 2NH4NO3 + ↑CO2 + H2O

Особенности взаимодействия азотной кислоты с металлами:
1. Водород не выделяется.
. Выделяются разнообразные соединения азота:
N+4O2, N+2O, N2+1O, N20, N–3H3 (NH4NO3)
2. С азотной кислотой реагируют металлы, стоящие до и после водорода в ряду активности.
3. Азотная кислота не взаимодействует с Au, Pt
4.Концентрированная азотная кислота пассивирует металлы:Al, Fe, Be, Cr, Ni, Pb и другие (за счет образования плотной оксидной пленки). При нагревании и при разбавлении азотной кислоты данные металлы в ней растворяются.
N–3H4+
N20
N2+1O
N+2O
N+4O2
концентрация кислоты
активность металлов

Применение азотной кислоты
1
5
4
6
2
3
Производство азотных и комплексных
удобрений.
Производство взрывчатых веществ
Производство красителей
Производство лекарств
Производство пленок,
нитролаков, нитроэмалей
Производство
искусственных волокон
7
Как компонент нитрующей
смеси, для травления
металлов в металлургии

Соли азотной кислоты
Как называются соли азотной кислоты?
нитраты
Нитраты K, Na, NH4+ называют селитрами
Составьте формулы перечисленных солей.
KNO3
NaNO3
NH4NO3

При нагревании нитраты разлагаются тем полнее, чем правее в электрохимическом ряду напряжений стоит металл, образующий соль.
Li K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Co Sn Pb Cu Ag Hg Au
нитрит + О2
оксид металла + NO2 + O2
Ме + NO2 + O2
2NaNO3 = 2NaNO2 + O2
2Pb(NO3)2= 2PbO + 4NO2 + O2
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2

Нитрат калия (калиевая селитра)
Бесцветные кристаллы Значительно
менее гигроскопична по сравнению с
натриевой, поэтому широко применя-ется в пиротехнике как окислитель.
При нагревании выше 334,5ºС
плавится, выше этой температуры разлагается с выделением кислорода.
Применяется как удобрение; в
стекольной, металлообрабатываю-щей промышленности; для получения взрывчатых веществ, ракетного топлива и пиротехнических смесей.
Нитрат натрия

Кристаллическое вещество белого цвета. Температура плавления 169,6 °C, при нагреве выше этой температуры начинается постепенное разложение вещества, а при температуре 210°С происходит полное разложение.
Нитрат аммония

СПАСИБО ЗА ВНИМАНИЕ!